2s - IUT en Ligne

6.12
Électrons et liaisons chimiques
1 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Modèles pour les liaisons chimiques
Le modèle de Lewis de la liaison chimique
prédit que les électrons ont des propriétés
ondulatoires.
Il y a deux autres théories de la liaison qui sont
basées sur la nature ondulatoire d’un électron.
Théorie de la liaison de valence
Théorie de l’orbitale moléculaire
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Considérons la formation de H2 à partir de 2 atomes
d’hydrogènes.
+
e–
+
e–
Examinons comment les forces
électrostatiques changent quand les 2 atomes
d’hydrogènes s’approchent l’un de l’autre.
Les forces électrostatiques sont:
d’attractions entre les électrons et le
noyau central respectif
de répulsions entre les deux noyaux
de répulsions entre les deux électrons
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Diagramme d’énergie
potentielle
Attraction faible à
longue distance
Énergie
potentielle
H• + H•
H
H
distance internucléaire
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Diagramme d’énergie
potentielle
Énergie
potentielle
forces d’attractions
augmentent plus vite que les
forces de répulsion quand les
atomes s’approchent l’un de
l’autre
H• + H•
H
H
H
H
H
H
distance internucléaire
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Diagramme d’énergie
potentielle
Énergie
potentielle
74 pm
attraction maximum (minimum
d’énergie potentielle)
à 74 pm de distance
internucléaire
H• + H•
H
H
H
H
H
H
-436 kJ/mol
H2
distance internucléaire
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Diagramme d’énergie
potentielle
1s
H
H
1s
2 atomes H : chaque électron subit une
force d’attraction pour un proton
H
H
H2 molécule: chaque électron subit une
force d’attraction pour les deux protons
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Diagramme d’énergie
potentielle
Énergie
potentielle
forces de répulsion
augmentent plus vite que les
forces d’attraction quand les
atomes s’approchent l’un de
l’autre à une distance
inférieure de 74 pm
74 pm
H• + H•
H
H
H
H
H
H
-436 kJ/mol
H2
distance internucléaire
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Modèles pour la liaison chimique
Théorie de la liaison de valence
elle est basée sur l’interférence constructive entre
deux ondes électroniques de deux électrons isolés
Théorie de l’orbitale moléculaire
on obtient la fonction d’onde moléculaire par
combinaison d’orbitales atomiques
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6.13
Liaison dans la molécule H2:
Le modèle de la liaison de valence
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Modèle de la liaison de Valence
La paire d’électrons peut être formée quand l’orbitale à
demi remplie d’un atome interfère en phase avec celle
d’un autre atome.
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Modèle de la liaison de Valence de l’H2
1s
H
H
1s
recouvrement en phase de 2 demi orbitales
atomiques 1s de l’hydrogène
H
H
Liaison s de l’H2
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Modèle de la liaison de Valence de l’H2
Liaison s : les orbitales se recouvrent le long de l’axe
internucléaire
Une section perpendiculaire à cet axe de cette orbitale
serait un cercle.
H
H
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Modèle de la liaison de Valence de l’H2
Figure 1.17(a) Les orbitales 1s des atomes d’hydrogènes
isolés sont éloignées l’une de l’autre. Il n’y a pas
d’interaction. Chaque électron est associé avec un proton
isolé.
14 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Modèle de la liaison de Valence de l’H2
Figure 1.17(b) Au fur et mesure que les atomes
d’hydrogènes s ’approchent l’un de l’autre, leurs orbitales 1s
commencent à se recouvrir et chaque électron subit les
forces d’attraction des deux protons.
15 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Modèle de la liaison de Valence de l’H2
Figure 1.17(c) Les atomes d’hydrogènes sont suffisamment
proches pour que le recouvrement entre les deux orbitales
1s soit appréciable. La valeur de la densité électronique
dans la région entre les deux protons est apparente.
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Modèle de la liaison de Valence de l’H2
Figure 1.17(d) La molécule de H2. Les deux orbitales 1s
des hydrogènes ont été remplacées par une nouvelle
orbitale qui contient les deux hydrogènes et les électrons.
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6.14
Liaison dans la molécule H2:
Le modèle de l’orbitale moléculaire
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Idée principale
Les électrons dans une molécule occupent une
orbitale moléculaire (OM) de la même façon que des
électrons occupent des orbitales atomiques (OA).
Deux électrons par OM, comme deux électrons par
OA.
Les OM sont simplement des combinaisons d’OA.
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OM de la liaison de H2
La combinaison linéaire d’orbitales atomiques
est considérée comme une fonction d’onde
moléculaire en tant que sommes et
différences de fonctions d’onde d’orbitales
atomiques.
Deux OA donnent 2 OM.
combinaison liante
yMO = y(H)1s + y(H')1s
combinaison antiliante
y'MO = y(H)1s - y(H')1s
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Diagramme énergétique pour l’OM de H2
1s
1s
OA
OA
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Diagramme énergétique pour l’OM de H2
OM
s*
antiliante
s
liante
OM
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Diagramme énergétique pour l’OM de H2
OM
s*
antiliante
s
liante
OM
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Diagramme énergétique pour l’OM de H2
OM
s*
antiliante
s
liante
OM
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6.15
Liaison du Méthane et
Hybridation d’orbitales
25 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Structure du Méthane
tétraédrique
angles de liaisons = 109.5°
longueur de liaison= 110 pm
Mais la structure semble
contraire à la configuration
électronique du carbone
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configuration électronique du carbone
Seulement 2 électrons non
appariés
2p
Ne peut former des liaisons
s qu’avec seulement 2
atomes d’hydrogènes
2s
Les liaisons formeront des
liaisons à angle droit
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Hybridation d’orbitales sp3
2p
On fait passer un électron d’une
orbitale 2s à une orbitale 2p
2s
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Hybridation d’orbitales sp3
2p
2p
2s
2s
29 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Hybridation d’orbitales sp3
2p
On mélange (hybridation) les deux
orbitales 2s et les 3 orbitales 2p.
2s
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Hybridation d’orbitales sp3
2p
2 sp3
4 orbitales de même niveau
d’énergie à demi remplies
sont en cohérence avec les
4 liaisons et la géométrie
tétraédrique.
2s
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Formes des orbitales
p
s
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Propriétés des orbitales
p
–
+
s
+
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Formes des orbitales sp3
p
–
+
Prendre l’orbitale s et la placer sur le
sommet de l’orbitale p
s
+
34 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Formes des orbitales sp3
s+p
+
–
On renforce la fonction d’onde de l’électron dans les
régions de même signe
On a une interférence négative dans les régions de
signe opposé
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Formes des orbitales sp3
Orbitale
sp3
hybride
+
L’orbitale dessinée est une orbitale sp hybride
Une procédure analogue utilisant l’orbitale s et les 3
orbitale p donne une orbitale sp3 hybride
La forme d’une orbitale sp3 hybride est semblable
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Formes des orbitales sp3
Orbitale
sp3
hybride
+
L’orbitale hybride n’est pas symétrique
La probabilité élevée de trouver un électron sur un seul
côté du noyau par rapport à l’autre conduit à des
liaisons fortes
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La liaison C—H s dans le méthane
Le recouvrement en phase d’une demi
orbitale 1s de l’hydrogène avec une demi
orbitale sp3 hybride du carbone:
+
H
s
+
C–
sp3
donne une liaison s .
+
H—C s
H
C–
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Justification de l’hybridation d’orbitale
Cohérent avec la structure du méthane
Conduit à la formation de 4 liaisons plutôt que 2
Les liaisons invoquant les orbitales hybrides
sp3 sont plus fortes que celles qui invoquent
des recouvrements des orbitales s-s ou des
orbitales p-p
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6.16
Hybridation sp3
et liaison dans l’éthane
40 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Structure de l’éthane
C2H6
CH3CH3
Géométrie tétraédrique de chaque carbone
C—H distance de liaison = 110 pm
C—C distance de liaison = 153 pm
41 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
La liaison s C—C dans l’éthane
Le recouvrement en phase d’une demi
orbitale sp3 d’un carbone avec une demi
orbitale sp3 hybride de l’autre carbone:
Le recouvrement a lieu le long de l’axe
internucléaire et donne une liaison s
42 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
La liaison s C—C dans l’éthane
Le recouvrement en phase d’une demi
orbitale sp3 d’un carbone avec une demi
orbitale sp3 hybride de l’autre carbone:
Le recouvrement a lieu le long de l’axe
internucléaire et donne une liaison s
43 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
6.17
Hybridation sp2
et liaison de l’éthylène
44 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Structure de l’éthylène
C2H4
H2C=CH2
plane
angles de liaisons: proche de 120°
Longueurs des liaisons:
C—H = 110 pm
C=C = 134 pm
45 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Hybridation sp2
2p
Prendre un électron de l’orbitale 2s
vers l’orbitale 2p
2s
46 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Hybridation sp2
2p
2p
Prendre un électron de l’orbitale 2s
vers l’orbitale 2p
2s
2s
47 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Hybridation sp2
2p
Mélanger (hybrider) l’orbitale 2s
et 2 des 3 orbitales 2p
2s
48 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Hybridation sp2
2p
2 sp2
On obtient 3 orbitales sp2
hybrides équivalentes à
demi remplies plus 1
orbitale p non hybridée
2s
49 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Hybridation sp2
p
2 sp2
2 des 3 orbitales sp2 sont
utilisées dans des liaisons s
avec les hydrogènes; la
dernière sera utilisée dans
une liaison s avec le
carbone
50 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Hybridation sp2
p
2 sp2
s
s
s
s
s
51 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Liaison p dans l’éthylène
p
2 sp2
L’orbitale p non hybridée du
carbone sera utilisée pour la
formation de la liaison p liant
l’atome de carbone avec
l’autre atome de carbone
52 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Liaison p dans l’éthylène
p
2 sp2
Chaque atome de carbone a une orbitale
2p non hybridée
l’axe de l’orbitale est perpendiculaire au
plan des liaisons s
53 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Liaison p dans l’éthylène
p
2 sp2
Le recouvrement latéral des deux demi
orbitales p donne une liaison p
La double liaison de l’éthylène a une
composante s et une composante p
54 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
2.18
Hybridation sp
et liaison dans l’Acétylène
55 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Structure de l’Acétylène
C2H2
HC
CH
linéaire
angles des liaisons :
180°
Longueurs des liaisons: C—H = 106 pm
CC = 120 pm
56 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Hybridation sp
2p
Prendre un électron de l’orbitale 2s
vers l’orbitale 2p
2s
57 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Hybridation sp
2p
2p
Prendre un électron de l’orbitale 2s
vers l’orbitale 2p
2s
2s
58 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Hybridation sp
2p
Mélanger (hybrider) l’orbitale 2s
et 1 des 3 orbitales 2p
2s
59 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Hybridation sp
2p
2p
2 sp2
On obtient 2 orbitales sp2
hybrides équivalentes à
demi remplies plus 2
orbitales p non hybridées
2s
60 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Hybridation sp
2p
2 sp2
1 des 2 orbitales sp2 sont
utilisées dans des liaisons s
avec l’hydrogène; l’autre
sera utilisée dans une liaison
s avec le carbone
61 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
Hybridation sp
2p
s
s
2 sp2
s
62 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
liaison p dans l’acétylène
2p
Les orbitales p non hybridées
du carbone seront utilisées
pour la formation des liaisons
p liant l’atome de carbone
avec l’autre atome de carbone
2 sp2
63 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
liaison p dans l’acétylène
2p
2 sp2
Une des liaisons p sera formée avec une
orbitale p non hybridée de chaque atome de
carbone
Il y a une seconde orbitale p perpendiculaire
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liaison p dans l’acétylène
2p
2 sp2
65 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
liaison p dans l’acétylène
2p
2 sp2
66 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
6.19
Quelle est la théorie de la liaison
chimique la plus adaptée?
67 Copyright© 2004, D. BLONDEAU. All rights reserved.
3 modèles
Lewis
le plus facile, très aisé à appliquer
Liaison de valence (Hybridation d’Orbitales)
donne plus d’indication que le modèle simple de
Lewis
permet d’effectuer les connections entre les
atomes et donne une idée de la structure et de la
réactivité, nécessite de la pratique
Théorie de l’orbitale moléculaire
potentiellement la plus puissante méthode
mais la plus abstraite
demande beaucoup d’expériences pour pouvoir
être utilisée
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